《化学(医药卫生类)》课件-第一章-走进物质的微观世界(高教版).ppt

第一节 原子结构与元素周期表,第二节 元素周期律,大自然展现在我们面前的是一个千变万化、绚丽多彩的宏观世界。宏观世界由成千上万种物质构成，那么这些物质又是如何组成的呢？让我们走进物质的微观世界，探索物质的微观结构。,第三节 化学键,第四节 氧化还原反应,1.了解原子的组成、同位素及其应用,3.了解元素周期表的结构,第一节 原子结构与元素周期表,2.了解原子核外电子的排布规律,学习要求,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,显微镜下的硅原子,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,1911年，英国物理学家卢瑟福根据实验结果提出了原子的结构模型，在众多科学家的不断探索中，对原子内部结构的认识不断完善。,英国物理学家卢瑟福,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子,原子核,核外电子,质子,中子,原子的中心是带正电荷的原子核，核外是带负电荷的电子，电子在核外作高速运动。,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的大小,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的大小,注意：原子内部绝大部分是“空”的。核外电子就在这个空间里做高速运动。,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的电性,电子带一个单位负电荷,质子带一个单位正电荷,中子不带电荷,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的电性,原子核所带的电荷称为核电荷数，符号为Z。,原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数,按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，所得的序号称为该元素的原子序数。,注意：原子是电中性的。,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的电性,当原子得到或失去电子成为离子后，核外电子数不再等于核内质子数。,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的质量,质子质量=1.672 610-27 kg,中子质量=1.674 810-27 kg，,电子质量仅为质子质量的1/1 836,注意：原子的质量主要集中在原子核内。,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子的质量,质子和中子的相对质量分别为1.007和1.008，近似值为整数1。,将原子核内所有的质子和中子的相对质量相加，所得的数值称为原子质量数。,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,原子,质量数（A）质子数（Z）中子数（N）,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,1.原子核由 构成，每个质子带 电荷，中子是 的。因此，原子的核电荷数等于核内 数。核外的每个电子带 电荷，核外电子所带的负电荷数与原子核所带的正电荷数，即核外电子数等于 数，整个原子为电。,质子和中子,一个单位正,电中性,质子,一个单位负,相等,核电荷数,中性,练习,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,2.按 给元素编号，所得的序号称为该元素的 数。有此可得：元素的原子序数=数=数=数。,核电荷数由小到大的顺序,原子序数,核电荷数,质子,核外电子,练习,中子数：N=AZ,质量数,质子数,元素符号,一、原子的组成 2.同位素及其应用,第一节 原子结构与元素周期表,原子的组成的表示法：,一、原子的组成 1.原子的组成,第一节 原子结构与元素周期表,说出下列原子的质量数、质子数和中子数？,答：,质量数=35,质子数=17,中子数为=35-17=18,质量数=12,质子数=6,中子数=13-6=7,练习,一、原子的组成 2.同位素及其应用,第一节 原子结构与元素周期表,碳元素共有3种原子,质子数=6,中子数=7,质子数=6,中子数=6,质子数=6,中子数=8,这种质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子称为该元素的同位素。,一、原子的组成 2.同位素及其应用,第一节 原子结构与元素周期表,氢元素也有3种同位素：,一、原子的组成 2.同位素及其应用,第一节 原子结构与元素周期表,氢元素也有3种同位素：,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,在自然界的各种矿物质资源和化合物中，同一元素的各种同位素按一定比例存在。同位素的物理性质有差异，但化学性质几乎完全相同。,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,能自发地放射出肉眼看不见的、或射线的同位素称为放射性同位素，不能放出射线的同位素称为稳定同位素。,稳定同位素和放射性同位素,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,用人工方法制造出的放射性同位素称为人造放射性同位素。,稳定同位素,放射性同位素,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,利用放射性同位素的能量，可以为人造心脏提供能源；利用放射性同位素的杀伤力，可以治疗癌症、灭菌消毒；利用对放射性同位素的检测，可以诊断疾病、研究药物作用的机制、吸收和代谢等。,贴近医学发射性同位素的医学应用,贴近医药,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,“放疗”就是以放射性同位素为放射源,用高能射线体外照射，杀伤人体内的病变细胞以治疗癌症。,贴近医药,常被用于“放疗”,贴近医学发射性同位素的医学应用,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,又如：人体甲状腺的工作需要碘，碘被吸收后会聚集在甲状腺内给人注射碘的放射性同位素，然后定时用探测器测量甲状腺及邻近组织的放射强度，有助于诊断甲状腺的器质性和功能性疾病。,贴近医药,贴近医学发射性同位素的医学应用,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,放射性同位素在医药方面的应用得到迅速发展，放射性同位素扫描已成为脑、肝、肾、肺等病变的一种安全简便的诊断手段。,贴近医药,贴近医学发射性同位素的医学应用,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,放射性同位素具有的性质，被广泛用于工业、农业、医疗、科研和国防等各个领域。例如：在考古学上被用于测定动植物遗骸、化石的形成年代。方法及原理示意如下：,第一节 原子结构与元素周期表,一、原子的组成 2.同位素及其应用,质子数相同，而中子数不同的同种元素的不同原子称为该元素的。其中若能自发地放射出肉眼看不见的、或射线的称为，不能放出射线的称为。用人工方法制造出的放射性同位素称为。,同位素,放射性同位素,稳定同位素,人造放射性同位素,练习,第一节 原子结构与元素周期表,二、原子核外电子的排布,原子核,n=1,n=2,第一节 原子结构与元素周期表,二、原子核外电子的排布,原子核外电子的排布,1.各电子层中容纳的电子数目最多为2n2个。第1层最多为2个 第2层最多为8个 第3层最多为18个；最外层容纳的电子数目不超过8个；2.次外层的电子数目不超过18个，倒数第3层的电子数目不超过32个。3.以上规律是相互联系的，不能孤立地运用。,第一节 原子结构与元素周期表,二、原子核外电子的排布,讨论：11Na的核外电子排布,钠原子的核外电子排布,第一节 原子结构与元素周期表,二、原子核外电子的排布,例：画出8O、11Na和 17Cl核外电子排布的示意图。,8O,11Na,17Cl,第一节 原子结构与元素周期表,二、原子核外电子的排布,120号元素原子核外电子的排布,1.在同一个原子里，原子核外电子排布的规律可归纳如下：各电子层中容纳的电子数目最多为 个。即：第1层最多为 个，第2层最多为 个，第3层最多为 个；最外层容纳的电子数目不超过 个；次外层的电子数目不超过 个，倒数第3层的 电子数目不超过 个。,第一节 原子结构与元素周期表,二、原子核外电子的排布,2n2,2,18,8,8,18,8,练习,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行、将横行中原子最外层电子数目相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排成纵列的规律进行制表，得到的就是元素周期表。,化学（医药卫生类）,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 1.周期,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 1.周期,元素周期表中有7个横行，1个横行为1个周期，共7个周期。,元素周期的序数=元素原子的电子层数,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 1.周期,元素周期表中最后的两个横行分别包括镧系(5771)和锕系(89103)，是第6和第7周期的一部分。,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 2.族,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 2.族,元素周期表共有18个纵行，其中铁、钴、镍三个纵行合并为第族，其余每个纵行为一个族，因此共有16个族。,主族的符号为“A”，副族的符号为“B”。,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 2.族,元素周期表的7个主族，用“A”表示，分别从AA,它们都有简称：,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表 2.族,由短周期元素和长周期元素共同构成的族叫主族。,零族元素具有8电子稳定结构(氦的K层为2个电子稳定结构)。,主族元素的族序数和核外电子排布的关系：,主族元素族序数=最外层电子数,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,归纳,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,例1 画出7N的原子结构示意图，推测该元素在元素周期表中的位置。,7N的电子层数为2，最外层的电子数为5，因此N位于元素周期表第二周期A族。,解：,根据题意，7N的原子核内有7个质子，核外有7个电子。,7N的结构示意图为：,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,根据题意，该元素原子核外的电子层数为3，最外层有7电子。因此，第1、2层已充满电子，分别为2个和8个。,例2 某元素位于元素周期表第三周期A族，请画出该元素原子的结构示意图。,解：,该元素的结构示意图为：,这是17号元素Cl。,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,1.元素周期表中有 个横行，1个横行为1个周期，共 个周期，依次用 等表示。同一周期的元素具有相同的 数，周期的序数即为元素原子具有的 数。,7,7,电子层数,电子层数,1、2、3、4、5、6、7,练习,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,2.元素周期表中有 个纵列，除第8、9、10的3个纵列合并为1个族外，其余15个纵列各为1个族，这样元素周期表中共有 个族。其中，有 个主族，主族也可称 族；有 个副族，副族也可称 族。主族元素的族序数即为元素原子 的电子数,18,16,A,7,7,B,最外层,练习,第一节 原子结构与元素周期表,三、元素周期表,3.判断12Mg、18Ar元素在周期表中的位置？,答：12Mg的位置是第3周期A。,18Ar的位置是第3周期0族。,解：这2种元素的核外电子排布示意图如下：,练习,1.理解元素周期律的意义,第二节 元素周期律,2.理解元素周期表中元素及其化合物性质的递变规律及应用。,学习要求,一、元素性质的周期性变化,第二节 元素周期律,这是310号元素的核外电子排布：,一、元素性质的周期性变化,第二节 元素周期律,这是1118号元素的核外电子排布：,一、元素性质的周期性变化,第二节 元素周期律,随着原子序数的递增，元素原子核外电子的排布呈现周期性变化。,按照结构决定性质的规律，元素原子核外电子排布的周期性变化必然导致元素性质的周期性变化。,特点,推断,一、元素性质的周期性变化 1.元素原子半径的周期性变化,第二节 元素周期律,从Li到F的原子半径逐渐变小,从Na到Cl的原子半径逐渐变小,一、元素性质的周期性变化,第二节 元素周期律,特点,随着原子序数的递增，元素的原子半径也呈现周期性变化。,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 2.元素主要化合价的周期性变化,元素的主要化合价有最高正化合价和最低负化合价。,当主族元素原子通过失去最外层全部电子成为稳定结构时，显示元素的最高正化合价。,当主族元素原子通过得到电子成为稳定结构时，显示元素的最低负化合价。,元素的最高正化合价=元素原子最外层电子数=元素族的序数,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 2.元素主要化合价的周期性变化,元素的最低负化合价=元素原子最外层电子数-8,一、元素性质的周期性变化 2.元素主要化合价的周期性变化,第二节 元素周期律,0,310号元素的元素最高正化合价和负化合价,第二节 元素周期律,0,一、元素性质的周期性变化 2.元素主要化合价的周期性变化,1118号元素的元素最高正化合价和负化合价,第二节 元素周期律,随着原子序数的递增，元素最高正化合价和负化合价呈周期性变化。,元素趋向于达到8电子稳定结构(氦为2电子稳定结构)。,一、元素性质的周期性变化 2.元素主要化合价的周期性变化,特点,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 3.元素金属性和非金属性的周期性变化,元素的金属性是指原子失去电子形成阳离子的性质，原子越容易失去电子，生成的阳离子越稳定，该元素的金属性越强。,元素的非金属性是指原子得到电子形成阴离子的性质，原子越容易得到电子，生成的阴离子越稳定，该元素的非金属性越强。,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 3.元素金属性和非金属性的周期性变化,10Ne,9F,8O,7N,6C,5B,4Be,3Li,单质性质,得失电子趋向,最外层电 子数,电子排布,元 素,可以得到4个电子,不活泼非金属,4,能够得到3个电子,活 泼非金属,5,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 3.元素金属性和非金属性的周期性变化,18Ar,17Cl,16S,15P,14 Si,13Al,12Mg,11Na,单质性质,得失电子 趋向,最外层电 子数,电子排布,元 素,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 3.元素金属性和非金属性的周期性变化,随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。,特点,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 3.元素金属性和非金属性的周期性变化,结论,按照结构决定性质的规律，元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素的原子半径、化合价、元素的和非金属性都呈现了周期性变化。,第二节 元素周期律,一、元素性质的周期性变化 3.元素金属性和非金属性的周期性变化,定义,元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化规律，称为元素周期律。,元素周期律揭示了原子结构和元素性质的内在联系，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。,第二节 元素周期律,二、主族元素性质的递变规律 1.同周期中主族元素性质的递变规律,以第3周期主族元素为例：,第二节 元素周期律,二、主族元素性质的递变规律 1.同周期中主族元素性质的递变规律,观察与讨论,镁、铝分别和盐酸的反应,镁、铝与稀盐酸反应时有何现象发生？哪个金属与盐酸反应更加剧烈？,观察与讨论提示,第二节 元素周期律,二、主族元素性质的递变规律 1.同周期中主族元素性质的递变规律,实验结果表明，镁和铝都能与盐酸反应，放出气体。镁、铝与盐酸反应的化学方程式为：,镁与盐酸反应剧烈，说明镁置换氢气的能力强于铝，可以判断镁的金属性强于铝。,第二节 元素周期律,观察与讨论,钠和水的反应,钠、镁与水反应时有何现象发生？哪个金属与水反应更加剧烈？,观察与讨论提示,二、主族元素性质的递变规律 1.同周期中主族元素性质的递变规律,镁和水的反应,第二节 元素周期律,实验结果表明，钠与水剧烈反应，放出气体；而镁与水在加热条件下才能发生明显反应，有少量气体产生。钠、镁与水反应的化学方程式为：,钠与水反应剧烈，说明钠置换氢的能力强于镁，即钠的金属性比镁强。,二、主族元素性质的递变规律 1.同周期中主族元素性质的递变规律,第二节 元素周期律,金属钠、镁、铝，三者的金属性依次减弱。,二、主族元素性质的递变规律 1.同周期中主族元素性质的递变规律,【实验结论】,大量实验可以证明：同一周期的主族元素，从左到右，随着元素原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,小结,第二节 元素周期律,二、主族元素性质的递变规律 2.同主族中元素性质的递变规律,以第A主族元素为例：,第二节 元素周期律,观察与讨论,氯和溴化钾的反应,观察与讨论提示：观察溶液颜色的变化。,观察与讨论提示,二、主族元素性质的递变规律 2.同主族中元素性质的递变规律,溴和碘化钾的反应,氯和碘化钾的反应,第二节 元素周期律,反应的化学方程式分别为：,2NaCl+Br2,2KCl+I2,2KBr+I2,Cl2+2NaBr,Cl2+2KI,Br2+2KI,上述反应均为置换反应。较活泼的非金属可以置换活泼性较弱的非金属。,二、主族元素性质的递变规律 2.同主族中元素性质的递变规律,第二节 元素周期律,氯、溴、碘的非金属性依次减弱。,【实验结论】,大量实验可以证明：同一主族的元素，从上到下，随着元素原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,小结,二、主族元素性质的递变规律 2.同主族中元素性质的递变规律,第二节 元素周期律,汇总,同一主族的元素，从上到下，随着元素原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。,同一周期的主族元素，从左到右，随着元素原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。,二、主族元素性质的递变规律 2.同主族中元素性质的递变规律,第二节 元素周期律,三、元素周期表和元素周期律的应用,元素在元素周期表中的位置，反映了元素的原子结构与元素性质。根据元素在元素周期表中的位置，可以推测其原子结构与元素性质。,例1 根据氯原子17Cl的结构示意图：，判断氯元素在元素周期表中的位置，推测其最高正化合价和最低负化合价及其金属性或非金属性的强弱。,最高正化合价=元素原子最外层电子数=+7 最低负化合价=元素原子最外层电子数-8，=-1 氯元素原子很容易得到1个电子成为具有8电子稳定结构，所以氯元素为活泼的非金属性元素。,例2 根据镁原子12Mg的原子结构示意图：和钙原子20Ca的原子结构示意图：，判断它们在元素周期表中的位置，比较两者金属性强弱。,解：,2,2,第3周期A族,第4周期A族,最外层电子数仅为2，所以镁和钙都是活泼金属；钙在镁的下面，所以钙的金属性比镁强。,3,4,写出11Na和17Cl的电子排布式，判断其周期表中位置，指出其金属性或非金属性强弱？,氯的电子层数为3，最外层有7个电子，所以氯是第3周期 A族元素，易得到1个电子，是活泼非金属。,钠的电子层数为3，最外层有1个电子，所以钠是第3周期A族元素，易失去1个电子，是活泼金属。,解：,11Na 的电子排布式为：,17Cl的电子排布式为：,练习,在前人工作的基础上，门捷列夫通过顽强的努力和探索，于1869年发现了元素周期律并完成了第一张元素周期表。,第二节 元素周期律,三、元素周期表和元素周期律的应用,例如，1875年法国化学家布瓦博德朗发现一种新元素镓，测得镓的密度是4.7 g/cm3。不久他收到了门捷列夫的来信，信中指出镓的密度应该是5.9 6.0 g/cm3。当时布瓦博德朗很疑惑，他是唯一手里掌握金属镓的人，门捷列夫是怎样知道它的密度的呢？经过重新测定，镓的密度确实为5.9 g/cm3。事实证明门捷列夫这一理论的巨大意义。,根据元素周期律，门捷列夫还预言了一些元素。他的预言与尔后实践的结果取得了惊人的一致。,Ga,第二节 元素周期律,三、元素周期表和元素周期律的应用,20世纪以来，随着原子结构理论的发展，为元素周期律和元素周期表提供了坚实的理论依据，元素周期律和元素周期表的发现对人们学习化学、认识元素的性质和变化规律、开展科学研究都具有极其重要的指导意义。,第二节 元素周期律,三、元素周期表和元素周期律的应用,超导体在极低温度下几乎没有电阻的材料，早在1911年就被人们认识到了。自20世纪80年代以来，陶瓷领域里的进步导致了新的、高温超导体的出现。这种超导体可以在大约-140 的温度下运转，因此可用于超快速计算机电路和高速磁悬浮列车等多种用途。,元素周期律和元素周期表的应用寻找新材料，例如超导材料。,1.了解化学键的概念,3.了解离子键和离子化合物、共价键和共价化合物的基本知识。,第三节 化学键,2.正确判断离子键和共价键,学习要求,第三节 化学键,元素周期律的学习，认识了原子结构决定元素性质的规律。那么，原子结构对原子形成物质方式有何影响呢？如活泼的金属元素钠与活泼的非金属元素氯原子是如何形成氯化钠的呢？非金属元素氢与非金属元素氧又是如何形成水的呢？这就是在化学键一节中要讨论的问题。,第三节 化学键,化学上将分子中相邻原子(或离子)间存在的较强烈的相互作用称为化学键。,本节主要介绍离子键和共价键。,离子键,已经知道，钠在氯气中燃烧生成氯化钠。,第三节 化学键,一、离子键,在氯化钠中，化学键是典型的离子键。,第三节 化学键,一、离子键,11Na,17Cl,电子转移,离子键的形成过程,定义,阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键称为离子键。,形成条件,1.活泼的金属与活泼的非金属。,2.成键粒子是阳离子、阴离子。,第三节 化学键,一、离子键,3.离子键可以在原子与原子之间形成，也可以在原子与基团或基团与基团之间形成。例如，NaOH等。,第三节 化学键,一、离子键,在化学反应中，主族元素一般都是用原子的最外层电子参与反应。为了描述方便，通常采用电子式来表示原子最外层的电子。,用元素符号表示原子核和内层电子，并在元素符号周围用“”或“”表示原子最外层的电子。,第三节 化学键,一、离子键,第1118号元素原子的电子式如下：,第三节 化学键,一、离子键,用电子式表示NaCl中离子键的形成过程：,用电子式表示Na2O中离子键的形成过程：,第三节 化学键,一、离子键,以离子键结合形成的化合物称为离子化合物。,NaCl是典型的离子化合物。,NaCl的晶体结构,离子化合物大多为晶体，具有较高的熔点和沸点，易溶于水。,第三节 化学键,一、离子键,第三节 化学键,二、共价键,如果是非金属之间相互结合，情况又是怎样的呢？,活泼的金属与活泼的非金属化合时易形成离子键。,第三节 化学键,二、共价键,所以只能采取每个H原子各提供1个电子，组成1个电子对，使每个H原子的最外层电子都达到2电子稳定结构。,当2个H原子相互作用时，不可 能发生电子的得失。,以氢气的形成为例：,H+H,H H,共用电子对,共价键的形成过程,第三节 化学键,二、共价键,这种由2个原子各提供1个电子形成的电子对，称为共用电子对。分子中原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键。,氢分子中共价键的形成过程可用电子式表示为：,共用电子对也可用短线“”表示，这样的表达式称为结构式。例如：,HH,H2,Cl2,HCl,HH,ClCl,HCl,第三节 化学键,二、共价键,分子式,比例模型,电子式,结构式,第三节 化学键,二、共价键,用电子式表示H2、Cl2、HCl中共价键的形成过程：,第三节 化学键,二、共价键,用电子式表示H2O分子中共价键的形成过程：,练习,H2O分子的结构式和比例模型：,第三节 化学键,二、共价键,全部以共价键结合形成的化合物称为共价化合物。,N2,NH3,H2S,酒精,甘油,糖类,脂肪,例如：,在一些化合物中，可以同时存在着离子键和共价键。,例如：,NaOH,第三节 化学键,知识拓展配位键,配位键是一种特殊的共价键，它和普通共价键在形成时有如下区别：,A原子和B原子之间形成普通共价键,A原子和B原子之间形成配位键,由一个原子单独供给电子对为两个原子共用而形成的共价键，称为配位键。,B,二、共价键,知识拓展,配位键常用“”表示配位键，箭头方向由提供电子对的原子指向接受电子对的原子。,铵离子 中存在配位键：,第三节 化学键,知识拓展配位键,二、共价键,知识拓展,配位键的形成,第三节 化学键,知识拓展配位键,二、共价键,知识拓展,配位键是常见化学键，很多物质中存在配位键。例如：,硫酸,铵盐,叶绿素（存在于绿色植物中）,血红素（存在于人血中）,顺铂（一种抗癌新药）,2.离子键,练习,1.化学键,3.共价键,名词解释,分子中原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键。,化学上将分子中相邻原子(或离子)间存在的较强烈的相互作用称为化学键。,阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键称为离子键。,第四节 氧化还原反应,1.了解氧化反应、还原反应和氧化还原反应的概念，,2.了解常见的氧化剂和还原剂。,学习要求,第四节 氧化还原反应,氧化还原反应是一类重要的化学反应，在生命过程中扮演着非常重要的角色。生物体中的呼吸过程、能量转换、新陈代谢、神经传导等，都是包括氧化还原反应在内的许多反应的综合过程。,一、氧化还原反应的基本概念,第四节 氧化还原反应,最初人们将物质得到氧的反应称为氧化反应，将物质失去氧的反应称为还原反应。如氢气和氧化铜反应时，氢气得到氧发生了氧化反应，氧化铜失去氧发生了还原反应：,氧化铜失去氧,氢气得到氧,但是，有许多反应并没有氧元素参加，却属于氧化还原反应。,因此，用物质得到氧或者失去氧来判断1个反应是否属于氧化还原反应有其局限性。,燃烧,燃烧,一、氧化还原反应的基本概念,第四节 氧化还原反应,观察上述反应，都应该属于氧化还原反应。但在Cu和Cl2的反应中，并没有氧元素参加。,元素化合价发生变化的化学反应就是氧化还原反应,观察Cu和Cl2反应中化合价的变化。,燃烧,一、氧化还原反应的基本概念,第四节 氧化还原反应,化合价降低,化合价升高,元素化合价升高的过程是氧化反应，元素化合价降低的过程是还原反应,氧化还原反应的标志是反应中元素的化合价发生了变化。,一、氧化还原反应的基本概念,第四节 氧化还原反应,反应中，元素化合价的变化说明物质间发生了电子的得失或共用电子对的偏移。,把有电子得失或共用电子对偏移的反应叫做氧化还原反应。,物质失去电子的反应是氧化反应。,物质得到电子的反应是还原反应。,一、氧化还原反应的基本概念,第四节 氧化还原反应,化合价升高，失去电子，发生氧化反应,化合价降低，得到电子，发生还原反应,如何判断一个反应是否属于氧化还原反应呢？,化学反应中，得失电子是同时发生的。因此，有物质发生氧化反应，就一定有物质发生还原反应。,判断依据是看元素的化合价是否发生了改变。,不是氧化还原反应,是,一、氧化还原反应的基本概念,第四节 氧化还原反应,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,氧化剂是指有元素化合价升高(或得到电子)的物质，还原剂是指有元素化合价降低(或失去电子)的物质。,化合价降低，得到电子，被还原，氧化铜是氧化剂。,+2 0 0+1,化合价升高，失去电子，被氧化，氢气是还原剂。,记忆口诀：,化合价升高，失去电子，被氧化，是还原剂。,化合价降低，得到电子，被还原，是氧化剂。,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,在上述反应中，Cl2中Cl元素的化合价降低，发生了还原反应，还原产物为 KCl；KI中I元素的化合价升高，发生了氧化反应，氧化产物为I2。,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,常见的氧化剂举例：,发生氧化还原反应时，上述氧化剂中元素Mn、Cr、N、S的化合价会降低。,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,发生氧化还原反应时，它们的化合价会升高。,Mg,Fe,Na,常见的还原剂举例：,Zn,贴近医药,高锰酸钾(KMnO4)是强氧化剂。在医药上，其稀溶液可作外用消毒剂。,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,贴近医学医药上常见的氧化剂和还原剂,贴近医药,过氧化氢(H2O2)纯净的过氧化氢为无色黏稠状液体，可与水以任意比例混溶，其水溶液俗称双氧水。双氧水见光、受热易分解并放出氧气。医药中，常利用H2O2的氧化性进行消毒杀菌。医药上用作外用消毒剂的浓度是质量分数为0.03的稀溶液。,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,贴近医学医药上常见的氧化剂和还原剂,贴近医药,硫代硫酸钠(Na2S2O3)硫代硫酸钠俗名海波或大苏打，为无色晶体，易溶于水，具有还原性。在医药上，Na2S2O3可用作注射剂中的抗氧化剂，卤素的解毒剂，还可用于治疗慢性荨麻疹等。,二、氧化剂和还原剂,第四节 氧化还原反应,贴近医学医药上常见的氧化剂和还原剂,练习,填空题,氧化还原反应的标志是；实质是。在氧化还原反应中，我们将 的物质称为氧化剂；将 的物质称还原剂。氧化剂具有 性，发生 反应；还原剂具有 性，发生 反应。,化合价升降,电子转移,失去电子,氧化,得到电子,还原,氧化反应,还原,